Электронная конфигурация
Заряженные частицы, определяющие химическую реакцию атома, — это те, чьё среднее расстояние от ядра самое большое, то есть они обладают самой высокой энергией. Для элемента основной группы ВЭ определяются как те, что находятся в электронной оболочке с наибольшим главным квантовым числом n.
Следовательно, число валентных электронов, которое может быть у вещества, зависит от конфигурации самих частиц. Например, чтобы определить валентные электроны фосфора, нужно записать его конфигурацию: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Итак, получается 5 ВЭ (3s 2 3p 3), что соответствует максимальной валентности для P, равной 5.
Однако переходные элементы имеют частично заполненные (n — 1) d энергетические уровни, к слову, довольно близкие по энергии к уровню ns. Поэтому, в отличие от веществ основной группы, ВЭ для переходного металла определяется как частица, которая находится вне ядра благородного газа.
Как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные, хотя они не находятся в оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, это сокращённо — 4s2 3d5, где — обозначение конфигурации ядра, идентичной благородному газу — аргону. Электрон 3d этого атома имеет энергию, аналогичную 4s, но превышающую 3s или 3p.
Вне аргоноподобного ядра, возможно, есть семь валентных электронов (4s2 3d5), это вполне согласуется с тем фактом, что, например, степень окисления марганца может достигать +7 (в перманганатном ионе MnO — 4).
Чем правее вещество расположено в ряду переходных металлов, тем энергия его заряженной частицы в субоболочке ниже, и тем меньше валентных свойств у такого электрона.
Поскольку количество ВЭ, участвующих в химических реакциях фактически, предсказать сложно, концепция этой частицы несёт мало пользы для переходных металлов, если сравнивать с элементами из основной группы. Однако подсчёт электронов для понимания химии переходных металлов является альтернативным инструментом.
Применение
Стоит сказать, что ученые-химики в настоящее время понятие валентности по таблице Менделеева почти не используют. Вместо него для способности вещества образовывать определенное число взаимосвязей применяют понятие степени окисления, для веществ с ковалентной структурой — ковалентность, а для веществ ионного строения — заряд иона.
Однако рассматриваемое понятие применяют в методических целях. С его помощью легко объяснить, почему атомы разных видов соединяются в тех соотношениях, которые мы наблюдаем, и почему эти соотношения для разных соединений различны.
На данный момент подход, согласно которому соединение элементов в новые вещества всегда объяснялось с помощью валентности по таблице Менделеева независимо от типа связи в соединении, устарел. Сейчас мы знаем, что для ионной, ковалентной, металлической связей существуют разные механизмы объединения атомов в молекулы.
Строение электронной оболочки
Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией. Другое название стационарны орбит — электронные слои или энергетические уровни.
Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.
В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.
В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l+1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
| Тип орбитали | s | p | d | f | g |
| Значение орбитального квантового числа l | 1 | 2 | 3 | 4 | |
| Число атомных орбиталей данного типа 2l+1 | 1 | 3 | 5 | 7 | 9 |
| Максимальное количество электронов на орбиталях данного типа | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 |
Получаем сводную таблицу:
|
Номер уровня, n |
Подуровень |
Число
АО |
Максимальное количество электронов |
| 1 | 1s | 1 | 2 |
| 2 | 2s | 1 | 2 |
| 2p | 3 | 6 | |
|
3 |
3s | 1 | 2 |
| 3p | 3 | 6 | |
| 3d | 5 | 10 | |
|
4 |
4s | 1 | 2 |
| 4p | 3 | 6 | |
| 4d | 5 | 10 | |
| 4f | 7 |
14 |
Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.
Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).
Правило Хунда. На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону. Только когда во всех орбиталях данного подуровня распределено по одному электрону, занимаем орбитали вторыми электронами, с противоположными спинами.
Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.
Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так:
Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n + l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.
| АО | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | 3d | 4s | 4p | 4d | 4f | 5s | 5p | 5d | 5f | 5g |
| n | 1 | 2 | 2 | 3 | 3 | 3 | 4 | 4 | 4 | 4 | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 |
| l | 1 | 1 | 2 | 1 | 2 | 3 | 1 | 2 | 3 | 4 | |||||
| n + l | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 | 6 | 7 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 |
Таким образом, энергетический ряд орбиталей выглядит так:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …
Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.
Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.
Например, энергетическая диаграмма для атома углерода:
Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.
Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s22s22p2.
Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую электронную конфигурацию.
Например, электронную формулу азота можно записать так: 1s22s22p3 или так: 2s22p3.
1s2 =
1s22s22p6 =
1s22s22p63s23p6 = и так далее.
Тренировочные задания
1. Общее число s-электронов в атоме кальция равно
1) 20 2) 40 3) 8 4) 6
2. Число спаренных p-электронов в атоме азота равно
1) 7 2) 14 3) 3 4) 4
3. Число неспаренных s-электронов в атоме азота равно
1) 7 2) 14 3) 3 4) 4
4. Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома аргона равно
1) 18 2) 6 3) 4 4) 8
5. Число протонов, нейтронов и электронов в атоме 94Be равно
1) 9, 4, 5 2) 4, 5, 4 3) 4, 4, 5 4) 9, 5, 9
6. Распределение электронов по электронным слоям 2; 8; 4 — соответствует атому, расположенному в(во)
1) 3-м периоде, IА группе 2) 2-м периоде, IVА группе 3) 3-м периоде, IVА группе 4) 3-м периоде, VА группе
7. Химическому элементу, расположенному в 3-м периоде VA группе соответствует схема электронного строения атома
1) 2, 8, 6 2) 2, 6, 4 3) 2, 8, 5 4) 2, 8, 2
8. Химический элемент с электронной конфигурацией 1s22s22p4 образует летучее водородное соединение, формула которого
1) ЭН 2) ЭН2 3) ЭН3 4) ЭН4
9. Число электронных слоёв в атоме химического элемента равно
1) его порядковому номеру 2) номеру группы 3) числу нейтронов в ядре 4) номеру периода
10. Число внешних электронов в атомах химических элементов главных подгрупп равно
1) порядковому номеру элемента 2) номеру группы 3) числу нейтронов в ядре 4) номеру периода
11. Два электрона находятся во внешнем электронном слое атомов каждого из химических элементов в ряду
1) He, Be, Ba 2) Mg, Si, O 3) C, Mg, Ca 4) Ba, Sr, B
12. Химический элемент, электронная формула которого 1s22s22p63s23p64s1, образует оксид состава
1) Li2O 2) MgO 3) K2O 4) Na2O
13. Число электронных слоев и число p-электронов в атоме серы равно
1) 2, 6 2) 3, 4 3) 3, 16 4) 3, 10
14. Электронная конфигурация ns2np4 соответствует атому
1) хлора 2) серы 3) магния 4) кремния
15. Валентные электроны атома натрия в основном состоянии находятся на энергетическом подуровне
1) 2s 2) 2p 3) 3s 4) 3p
16. Атомы азота и фосфора имеют
1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов 3) одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя 4) одинаковое число электронов
17. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы кальция и
1) калия 2) алюминия 3) бериллия 4) бора
18. Атомы углерода и фтора имеют
1) одинаковое число нейтронов 2) одинаковое число протонов 3) одинаковое число электронных слоёв 4) одинаковое число электронов
19. У атома углерода в основном состоянии число неспаренных электронов равно
1) 1 3) 3 2) 2 4) 4
20. В атоме кислорода в основном состоянии число спаренных электронов равно
1) 2 3) 4 2) 8 4) 6
Степень окисления
Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
| Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr | +1 |
| Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd | +2 |
| Алюминий Al | +3 |
| Фтор F | -1 |
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода — |
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
| Кислород | VI | +2 (в OF2) |
| Фтор | VII | |
| Медь | I | +2 |
| Железо | VIII | +6 (например K2FeO4) |
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = №группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x:
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH4+ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости)
Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH4+ , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH4+ и анионами Cr2O72-.
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y:
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.
Что такое степень окисления
Степень окисления зачастую не совпадает с реальным значением электрического заряда атома, (совпадение наблюдается только в случае ионных соединений). Она используется лишь для систематизации и классификации химических элементов. Степень окисления широко используется при составлении формул, международных названий элементов, объяснения их окислительно-восстановительных свойств.
Степень окисления указывается как заряд рядом с символом химического элемента, как правый верхний индекс. Сначала указывается знак заряда, затем число (в обозначение реального электрического заряда ионов наоборот). Она равна количеству электронов, которые атом отдает (тогда рядом со значением ставится +), либо присоединяет (тогда ставится знак -).
СО обозначается арабскими цифрами (валентность римскими).
В чем отличие валентности и степени окисления
Валентность и степень окисления не являются равнозначными понятиями, хоть их числовое значение может совпадать.
Валентность используется для определения числа химических связей атома, причем как полярных, так и неполярных.
Степень окисления используется для выражения значения электрического заряда, сосредоточенного на атоме.
Обзор
Электронная конфигурация
Электроны, определяющие валентность — то, как атом химически реагирует, — обладают наибольшей энергией .
Для элемента основной группы валентные электроны определяются как электроны, находящиеся в электронной оболочке с наивысшим главным квантовым числом n . Таким образом, количество валентных электронов, которое он может иметь, просто зависит от электронной конфигурации . Например, электронная конфигурация фосфора (P) равна 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3, так что имеется 5 валентных электронов (3s 2 3p 3 ), что соответствует максимальной валентности для P равной 5, как в молекуле PF. 5 ; эта конфигурация обычно сокращается до 3s 2 3p 3 , где обозначает остовные электроны, конфигурация которых идентична конфигурации благородного газа неона .
Однако переходные элементы имеют частично заполненные ( n −1) d энергетические уровни, которые очень близки по энергии к n s- уровню. Таким образом, в отличие от элементов основной группы, валентный электрон переходного металла определяется как электрон, находящийся вне ядра благородного газа. Таким образом, как правило, d-электроны в переходных металлах ведут себя как валентные электроны, хотя они не находятся во внешней оболочке. Например, марганец (Mn) имеет конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ; это сокращенно 4s 2 3d 5 , где обозначает конфигурацию ядра, идентичную конфигурации благородного газа аргона . В этом атоме 3d-электрон имеет энергию, аналогичную энергии 4s-электрона и намного выше, чем у 3s- или 3p-электрона. Фактически, возможно, существует семь валентных электронов (4s 2 3d 5 ) вне аргоноподобного ядра; это согласуется с химическим фактом, что марганец может иметь степень окисления +7 (в перманганат- ионе: MnO- 4).
Чем дальше вправо в каждой серии переходных металлов, тем ниже энергия электрона в подоболочке и тем меньше у такого электрона валентных свойств. Таким образом, хотя атом никеля в принципе имеет десять валентных электронов (4s 2 3d 8 ), его степень окисления никогда не превышает четырех. Для цинка подоболочка 3d является полной во всех известных соединениях, хотя она вносит вклад в валентную зону в некоторых соединениях.
Подсчет д электронов является альтернативным инструментом для понимания химии переходного металла.
Количество валентных электронов
Количество валентных электронов элемента может быть определено группой периодической таблицы (вертикальный столбец), в которой этот элемент отнесен к категории. За исключением групп 3–12 ( переходные металлы ), цифра единиц номера группы указывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом элемента, указанного в этом конкретном столбце.
Периодическая таблица химических элементов
| Блок периодической таблицы | Группа периодической таблицы | Валентные электроны |
|---|---|---|
| s | Группа 1 (I) ( щелочные металлы ) | 1 |
| Группа 2 (II) ( щелочноземельные металлы ) и гелий | 2 | |
| ж | Лантаноиды и актиниды | 3–16 |
| d | Группы 3-12 ( переходные металлы ) | 3–12 |
| п | Группа 13 (III) ( группа бора ) | 3 |
| Группа 14 (IV) ( углеродная группа ) | 4 | |
| Группа 15 (V) ( пниктогены или азотная группа) | 5 | |
| Группа 16 (VI) ( халькогены или кислородная группа) | 6 | |
| Группа 17 (VII) ( галогены ) | 7 | |
| Группа 18 (VIII или 0) ( благородные газы ), кроме гелия | 8 |
Гелий является исключением: несмотря на то, что он имеет конфигурацию 1s 2 с двумя валентными электронами и, таким образом, имеет некоторое сходство с щелочноземельными металлами с их конфигурациями валентности n s 2 , его оболочка полностью заполнена и, следовательно, он химически очень инертен и обычно помещается в группе 18 с другими благородными газами.
Электрическая проводимость
Валентные электроны также ответственны за электрическую проводимость элемента; в результате элемент может быть классифицирован как металл , неметалл или полупроводник (или металлоид ).
|
Металлы – металлоиды – неметаллы в периодической таблице |
||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Группа → | ||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ Период | ||||||||||||||||||||||||||||||||
| ЧАС | Он | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Ли | Быть | B | C | N | О | F | Ne | |||||||||||||||||||||||||
| Na | Mg | Al | Si | п | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||
| K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | В качестве | Se | Br | Kr | |||||||||||||||
| Руб. | Sr | Y | Zr | Nb | Пн | Tc | RU | Rh | Pd | Ag | CD | В | Sn | Sb | Te | я | Xe | |||||||||||||||
| CS | Ба | Ла | Ce | Pr | Nd | Вечера | См | ЕС | Б-г | Tb | Dy | Хо | Э | Тм | Yb | Лу | Hf | Та | W | Re | Операционные системы | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Би | По | В | Rn | |
| Пт | Ра | Ac | Чт | Па | U | Np | Пу | Являюсь | См | Bk | Cf | Es | FM | Мкр | Нет | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Ур. | Ц | Og | |
|
Металл |
Металлические элементы обычно обладают высокой электропроводностью в твердом состоянии. В каждой строке периодической таблицы металлы расположены слева от неметаллов, и, таким образом, у металла меньше возможных валентных электронов, чем у неметалла. Однако валентный электрон атома металла имеет небольшую энергию ионизации , и в твердом состоянии этот валентный электрон относительно свободен покинуть один атом, чтобы присоединиться к другому, находящемуся поблизости. Такой «свободный» электрон может перемещаться под действием электрического поля , и его движение образует электрический ток ; он отвечает за электропроводность металла. Медь , алюминий , серебро и золото — примеры хороших проводников.
Неметаллический элемент имеет низкую электропроводность; он действует как изолятор . Такой элемент находится справа от таблицы Менделеева, и его валентная оболочка заполнена как минимум наполовину (исключение составляет бор ). Его энергия ионизации велика; электрон не может легко покинуть атом при приложении электрического поля, и, таким образом, такой элемент может проводить только очень небольшие электрические токи. Примеры твердых элементарных изоляторов являются алмазом (ый аллотроп из углерода ) и серы .
Твердое соединение, содержащее металлы, также может быть изолятором, если валентные электроны атомов металла используются для образования ионных связей . Например, хотя элементарный натрий является металлом, твердый хлорид натрия является изолятором, потому что валентный электрон натрия переносится на хлор с образованием ионной связи, и, таким образом, этот электрон не может легко перемещаться.
Полупроводника имеет электрическую проводимость , которая является промежуточной между металлом и что из неметалла; Полупроводник также отличается от металла тем, что проводимость полупроводника увеличивается с температурой . Типичные элементарные полупроводники — это кремний и германий , каждый атом которых имеет четыре валентных электрона. Свойства полупроводников лучше всего объясняются с помощью зонной теории , как следствие небольшой энергетической щели между валентной зоной (которая содержит валентные электроны в абсолютном нуле) и зоной проводимости (в которую валентные электроны возбуждаются тепловой энергией).
Какие бывают характеристики у валентности элементов?
Все вещества, которые обладают валентностью, характеризуются тем, что она у них или постоянна (во всех связях), либо переменная. Постоянная валентность – характеристика очень небольшой группы веществ (водорода, фтора, натрия, калия, кислорода и др. Намного больше в мире атомов, которые обладают переменной валентностью. В разных реакциях, взаимодействуя с разными атомами, они становятся разновалентными. Например, азот в соединении NH3 имеет валентность – III, так как связан с тремя атомами, а в природе он бывает с валентность от одного до четырех. Еще раз повторю, что разная валентность – более распространенное явление.
Валентность. Валентные возможности атомов
Валентность — это способность атома присоединять ряд других атомов для образования химической связи.
Валентность может быть определена числом химических связей, образующих атом, или числом неспаренных электронов.
Валентность обозначается римскими цифрами и указывается над химическим элементом справа вверху и не имеет знака (+ или -). Может быть постоянной или переменной.
Для определения валентности применяются определенные правила:
- У металлов главных подгрупп валентность всегда постоянная и определяется по номеру группы.
- У металлов побочных подгрупп и неметаллов валентность переменная. Высшая валентность = номеру группы, а низшая = 8 — номер группы.
Валентность может совпадать со степенью окисления, но не имеет знака «+» или «-», не может быть равна нулю.
Валентные возможности атомов могут определяться:
- Количеством неспаренных электронов;
- Наличием свободных орбиталей;
- Наличием неподеленных пар электронов.
Валентные возможности водорода
Валентные возможности водорода определяются одним неспаренным электроном на единственной орбитали. Водород обладает слабой способностью отдавать или принимать электроны, поэтому для него характерны в основном ковалентные химические связи. Ионные связи он может создавать с металлами, образуя гидриды. Ковалентные химические связи образуются за счет общих электронных пар. Поскольку у водорода всего один электрон, он способен образовывать только одну связь. По этой причине для него характерна валентность равная I.
Валентные возможности углерода
На внешнем энергетическом уровне у углерода 4 электрона: 2 спаренных и 2 неспаренных. Это состояние атома называется основным. По числу неспаренных электронов можно сказать, что углерод проявляет валентность равную II. Однако такая валентность проявляется только в некоторых соединениях.
В органических соединениях и некоторых органических веществах углерод проявляет валентность равную IV. Эта валентность характерна для возбужденного состояния С. Из основного в возбужденное состояние он может переходить при получении дополнительной энергии. Один электрон с s-подуровня переходит на p-подуровень, где есть свободная орбиталь.
Атом С способен присоединять и отдавать электроны с образованием ковалентных связей. Валентные возможности углерода очень широкие, он может принимать значение степени окисления от +4 до -4.
Валентные возможности азота
У азота на валентном энергетическом уровне находится 5электронов: 3 неспаренных и 2 спаренных. Исходя из этого, валентность азота может быть равна III. В возбужденное состоянии атом азота не может переходить. Однако азот может выступать в качестве донора при образовании ковалентных химических связей, обеспечивая своей электронной паре атом, имеющий свободную орбиталь. В этом случае валентность у азота будет равна IV, причем для азота, как элемента пятой группы, это максимальная валентность. Валентность V он проявлять не способен.
Валентные возможности фосфора
В отличие от азота, фосфор имеет свободные 3d-орбитали, на которые могут переходить электроны. На внешнем энергетическом уровне находятся 3 неспаренных электрона. Атом фосфора способен переходить из основного состояния в возбужденное. Электроны с p-подуровня переходят на d-подуровень. В этом случае атом Р приобретает валентность, равную V. Таким образом, строение электронной оболочки атома увеличивает валентные возможности Р, по сравнению с азотом, от I до V.
Валентные возможности кислорода
На последнем энергетическом уровне у кислорода 2 неспаренных электрона. В соединениях чаще всего проявляет валентность II. У кислорода нет d-подуровня, поэтому переход электронов невозможен. Валентные возможности очень ограничены – проявляет II и III валентности.
Валентные возможности серы
Сера, так же, как и кислород, р в VI группе главной подгруппе ПСХЭ. Поэтому на валентном энергетическом уровне у серы 2 неспаренных электрона. Напрашивается вывод, что валентность серы равна II. Однако у серы есть и d-подуровень, который расширяет ее валентные возможности. Сера способна переходить из основного состояния в возбужденное, при этом может быть либо 4 неспаренных электрона, либо 6.
Таким образом, сера способна проявлять валентности II, IV, VI.
Опираясь на этот материал, можно определить все возможные валентности для любого химического элемента.
Смотри также:
- Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
- Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения
